Liceo Artistico " B. Munari" di Crema e Cremona
Sede di Cremona A.S. 2010/11
Programma di Chimica
Classe III B
U.D. 1 GRANDEZZE FISICHE ED UNITA’ DI MISURA
Grandezze fisiche fondamentali, unità di misura, multipli e sottomultipli. Sistema Internazionale.
Grandezze derivate: densità, pressione, forza, energia. Notazione scientifica o esponenziale.
Equivalenze.
U.D. 2 COMPOSIZIONE DELLA MATERIA E SUE TRASFORMAZIONI
Sistemi chimico-fisici, sistemi omogenei ed eterogenei. Sostanze pure. Miscele. Fasi. Stati di
aggregazione della materia: solido, liquido, aeriforme. Passaggi di stato, temperatura e pressione,
temperatura critica. Elementi e composti. Simboli e formule. Reazioni, bilanciamento. Reversibilità
delle reazioni. Unità di massa atomica. Massa atomica. Massa molecolare. Mole. Numero di
Avogadro. Massa molare. Calcolo del numero di moli. Stechiometria.
U.D. 3 ATOMO
Particelle fondamentali: elettrone, protone, neutrone. Numero atomico, numero di massa, isotopi, ioni.
Quantizzazione dell’energia, natura ondulatoria dell’elettrone. “Orbitale”. Modello atomico moderno,
livelli, sottolivelli, orbitali. Spin elettronico. Configurazione elettronica, regola della diagonale,
principio di Pauli, regola di Hund. Configurazioni elettroniche esterne, diagramma elettronico a punti
(Lewis). Configurazioni e tavola periodica. Gruppi, periodi, blocchi, metalli/non metalli, gas nobili.
Ottetto elettronico.
U.D. 4 PERIODICITÀ DELLA MATERIA E LEGAME CHIMICO
Proprietà periodiche. Energia di prima ionizzazione, affinità elettronica, elettronegatività: definizione
ed andamento nella tavola periodica. Reattività degli atomi, legami tra atomi (ionico, metallico,
covalente puro e polare). Formazione di composti ionici, molecole con legami covalenti polari/puri,
aggregati poliatomici covalenti, aggregati metallici. Struttura macroscopica e proprietà. Legami
singoli, doppi, tripli, regola dell’ottetto ed eccezioni. Formule di struttura secondo Lewis.
U.D. 5 COMPOSTI CHIMICI
Numero di ossidazione. Formula di struttura, formula bruta. Formula, nomenclatura, preparazione di:
Ossidi, Anidridi, Idruri, Idracidi, Idrossidi, Ossiacidi, Sali di idracidi e di ossiacidi. Casi particolari.
Derivati metallici e non metallici di manganese e cromo. Ortoacidi e loro sali. Teoria acido-base di
Arrhenius (acidi, anidridi, idrossidi, ossidi). Neutralizzazione.
U.D. 7 SOLUZIONI-ACIDI E BASI
Solvente e soluto. Stati di aggregazione delle soluzioni (gassose, liquide, solide). Affinità tra soluto e
solvente, solvatazione dei soluti. Formazione di soluzioni acquose molecolari e ioniche, dissociazione
ionica e ionizzazione. Soluzioni sature, effetto della temperatura. Azione e struttura dei tensioattivi.
Concentrazione delle soluzioni: percentuale in massa, percentuale in volume, concentrazione (g/l)
(mg/l), molarità. Teorie acido-base: Arrhenius e Brönsted-Lowry. Acidi e basi forti e deboli. Sostanze
anfotere. Misura della acidità/basicità di una soluzione, il pH. Scala di pH.
Cremona, 9 giugno 2011
La docente E. Censi
I rappresentanti di classe
